TUGAS TERSTRUKTUR 1 DAN 2

1.      Kapan ozonoliis menghasilkan keton?

Reaksi ozonolisis merupakan reaksi oksidasi ikatan rangkapoleh ozon. Biasanya reaksi ini digunakan untuk menentukan tempat ikatanrangkap pada senyawa yang belum diketahui. Reaksi alkena dengan ozon akan menghasilkan aldehida atau keton dan bisa kedua-duanya. Hal ini tergantung jenis senyawa yang di oksidasi.

Berikut contoh reaksi ozonolisis : 

Dari ketiga contoh terlihat bahwa alkena yang :

·         jika kedua atom C pada ikatan rangkap masing-masing hanya mengikat 1 gugus alkil, maka zat yang dihasilkan keduanya adalah aldehid.

·         Jika kedua atom C pada ikatan rangkap yang satu mengikat 1 gugus alkil dan yang lain mengikat 2 gugus alkil, maka zat yang dihasilkan adalah aldehid dan keton.

·         Jika kedua atom C pada ikatan rangkap masing-masing mengikat 2 gugus alkil, maka zat yang dihasilkan keduanya adalah keton.

Dari keterangan diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa untuk menghasilkan suatu keton pada reaksi ozonolisis ini, syaratnya yaitu atom C pada ikatan rangkap harus mengikat 2 gugus alkil.

2.      Bagaimana reaksi brominasi dan berikan contoh mekanisme reaksi?

Reaksi halogenasi adalah suatu reaksi alkana dengan unsur-unsur halogen (F, Cl, Br, I). Penaman  reaksi dari masing-masing unsur digunakan nama unsur tersendirinya, yaitu fluorinasi, klorinasi, brominasi dan ionisai. Reaksi halogenasi ini melibatkan sinar ultraviolet dan katalis CCl₄.

Berikut ini diberikan contoh reaksi brominasi.

CH₃—CH₂—CH₂—CH₃  +  Br₂   à   CH₃—CH₂—CH₂—CH₂—Br  +   HBr

Mekanisme reaksi:

a.       Tahap Inisiasi

Tahap ini merupakan tahap dimana unsur halogen (F, Cl, Br, I) membentuk radikal-radikal bebasnya.

Contoh :

Br₂ à   Brᵒ      +         Br ᵒ

b.      Tahap Propagasi

Tahap ini merupakan tahap dimana terjadi penyerangan radikal terhadap suatu molekul.

Contoh :

CH₃—CH₂—CH₂—CH₂— H  + Br ᵒ  à CH₃—CH₂—CH₂— CH₂ ᵒ     HBr

CH₃—CH₂—CH₂— CH₂ ᵒ  +  Br₂  à CH₃—CH₂—CH₂— CH₂—Br   +  Br ᵒ

c.       Tahap Terminasi

Tahap ini merupakan tahap terakhir dalam reaksi halogenasi (brominasi) dan terjadi penggabungan radikal-radikal pada tahap sebelumnya.

                        Contoh:

Br ᵒ + Br ᵒ à  Br₂

CH₃—CH₂—CH₂—CH₂ ᵒ   + Br ᵒ à  CH₃—CH₂—CH₂—CH₂—Br

CH₃—CH₂—CH₂—CH₂ ᵒ   + CH₃—CH₂—CH₂—CH₂ ᵒ  à CH₃—CH₂—CH₂—CH₂ —CH₂—CH₂—CH₂—CH₃

Hᵒ +  Br ᵒ à HBr

3      Bagaimana teori asam basa arrhenius , bronsted lowry , dan lewis ?

A.           Teori Asam Basa Arrhenius dan pH Larutan   

Pengertian asam dan basa yang modern mula-mula dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1887. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion hidrogen [H⁺] sebagai satu-satunya ion positif. Sementara itu, basa didefinisikan sebagai zat yang bila dilarutkan dalam air akan mengalami ionisasi dengan membentuk ion-ion hidroksida[OH^-] sebagai satu-satunya ion negatif.

Dengan demikian, dapat dikatakan bahwa asam adalah senyawa yang mengandung ion hidrogen dengan satu atau lebih unsur lain dan basa merupakan senyawa yang mengandung ion hidroksida dengan satu atau lebih unsur lain.

a)      Asam

Berdasarkan banyaknya ion hidrogen yang dihasilkan maka larutan asam dapat dibagi menjadi asam monobasis dan asam polibasis

1.      Asam monobasis (berbasa satu) adalah asam yang dalam larutan air akan menghasilkan satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

HCl_(aq)           à           H⁺_(aq)         +               Cl _(aq)

asam klorida            ion hidrogen                ion klorida

CH₃COOH_(aq)  à     H⁺_(aq)          +          CH₃COO^-_(aq)

asam asetat              ion hidrogen                 ion asetat

2.      Asam polibasis (berbasa banyak) adalah asam yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidrogen (H+).

Contohnya adalah:

H₂SO_4(aq)         à         H⁺_(aq)        +        HSO_4 (aq)

asam sulfat             ion hidrogen           ion hidrogensulfat

HSO_4(aq)           à            H⁺_(aq)        +        SO_4(aq)

ion hidrogen             sulfat ion       hidrogen ion sulfat

Asam monobasis dan polibasis disebut juga asam monoprotik dan poliprotik. Dalam keadaan sebenarnya, ion hidrogen tidak dapat berdiri bebas. Dalam larutan air, ion hidrogen (H⁺) akan berikatan secara koordinasi dengan molekul air (H₂O) menjadi ion hidronium (H₃O⁺).

H⁺_(aq)+ H₂O_(l)  à  H₃O⁺_(aq)

Dengan demikian, reaksi ionisasi dalam contoh tersebut di atas dituliskan sebagai berikut:

HCl_(aq) + H₂O_(l)         à     H₃O⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

CH₃COOH_(aq) + H₂O_(l)   à    H₃O⁺_(aq) + CH₃COO^-_(aq)

H₂SO_4(aq) + 2H₂O_(l)   à   2H₃O⁺_(aq) + SO₄^2- _(aq)

b)      Basa

Seperti halnya larutan asam, larutan basa juga dibagi menjadi basa monoasidik dan poliasidik. Pembagian ini menunjukkan sifat keasaman (hidroksitas) suatu basa.

1)      Basa monoasidik yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan

NaOH_(aq)              à                  Na⁺_(aq)            +        OH^-_(aq)

natrium hidroksida                   ion natrium             ion hidroksida

NH₄OH_(aq)                à            NH₄⁺ _(aq)          +        OH^- _(aq)

amonium hidroksida                ion amonium            ion hidroksida

2)      Basa poliasidik, yaitu basa yang dalam larutan air menghasilkan lebih dari satu ion hidroksida (OH^-)

Contohnya adalah:

Ca(OH)_2(aq)              à              Ca²⁺_(aq)           +       2OH^- _(aq)

kalsium hidroksida                    ion kalsium              ion hidroksida

Berdasarkan sifat-sifat ion di atas, maka reaksi antara ion H⁺ dan OH^- dapat membentuk H₂O. Proses ini disebut dengan netralisasi.

pH Larutan

Pada pembahasan asam basa Arrhenius, kita telah mempelajari penggunaan H⁺ dan OH untuk menjelaskan pengertian asam-basa. Selain menjelaskan pengertian asam basa H⁺ dan OH juga dapat digunakan untuk menerangkan derajat keasaman atau kebasaan larutan asam basa. Semakin besar konsentrasi H⁺, semakin besar sifat asamnya. Sebaliknya, semakin besar konsentrasi OH^-, semakin besar sifat basanya.

Namun, pernyataan kekuatan asam atau kekuatan basa menggunakan [H⁺] dan [OH^-] memberikan angka yang nilainya sangat kecil dan cara penulisannya tidak sederhana. Untuk menghindari kesulitan-kesulitan yang dapat ditimbulkan oleh penggunaan angka-angka yang tidak sederhana ini, pada 1909, Soren Peter Lauritz Sorensen (1868-1939), seorang ahli biokimia dari Denmark mengajukan penggunaan istilah pH. Angka pH suatu larutan menyatakan derajat atau tingkat keasaman larutan tersebut. Nilai pH diperoleh sebagai hasil negatif logaritma 10 dari konsentrasi ion H⁺. Dengan demikian, untuk larutan asam berlaku:

pH  =  - log [H⁺]

Analog dengan pH, untuk larutan basa berlaku

pOH  =  - log [OH^-]   

Menurut Arrenhius,

·         Asam adalah zat yang akan menghasilkan ion Hidrogen (H +) jika dilarutkan. (produce hydrogen ions in solution)

·         Basa adalah zat yang akan menghasilkan atau memproduksi ion hidroksida jika dilarutkan dengan air. (produce hydroxide ions in solution)

Reaksi netralisasi terjadi jika ion hidrogen bereaksi dengan ion hidroksida.
contoh
larutan asam
HCl_(aq) à H ⁺ _(aq)+ Cl ^- (aq) atau HCl + H₂O à H₃O⁺+ Cl ^-

larutan basa
BaOH_(aq) à Na ⁺ _(aq)+ OH ^- _(aq)

Jadi teori asam basa Arrenhius sangat sederhana, zat itu asam jika larutannya menghasilkan ion hidrogen dan basa jika larutannya menghasilkan ion hidroksida. Meskipun teori ini masih sangat sederhana, tapi teori asam basa  arrenhius masih tetap berguna. Teori asam basa arrenhius ini punya kelemahan yaitu hanya bisa berlaku pada larutan dalam air. Teori ini tidak bisa digunakan untuk mengidentifikasi asam dan basa sam untuk reaksi yang tidak melibatkan larutan air seperti reaksi pembentukan garam. Misalnya reaksi antara gas amonia dan gas asam klorida membentuk amonium klorida solid berikut ini.

NH_3(g) + HCl_(g) à NH₄Cl _(s)

A.      Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Teori asam basa ini bisa menjawab pertanyaan sebelumnya yang tidak dapat di jawab oleh teori arrhenius yaitu untuk reaksi tanpa menggunakan pelarut air. Brownsted Lowry diambil dari 2 nama Ilmuan  Johannes Nicolaus Brønsted and Thomas Martin Lowry. Mereka mengungkapakan teori asam basanya sebagai berikut :

·         Asam adalah senyawa yang dapat memberikan proton atau DONOR PROTON “a proton (hydrogen ion) donor”

·         Basa adalah senyawa yang dapat menerima proton atau RESEPIEN PROTON atau AKSEPTOR PROTON “a proton (hydrogen ion) acceptor”

Pada reaksi asam Basa Bronsted-Lowry, terdapat dua pasangan asam basa. Pasangan pertama  merupakan pasangan antara  asam dengan basa konjugasi (yang menyerap proton); dalam hal ini ditandai dengan Asam-1 dan Basa-1. Pasangan kedua adalah pasangan antara basa dengan asam konjugasi (yang memberi proton); dalam hal ini ditandai dengan Basa-2 dan Asam-2. Rumusan kimia pasangan asam-basa konjugasi hanya berbeda satu proton (H⁺).

Perhatikan contoh-contoh berikut.

Asam-1	+	Basa-2		Basa-1	+	Asam-2
HCl	+	NH3		Cl-	+	NH4+
H2O	+	CO3		OH-	+	HCO3-
CH3COOH	+	H2O		CH3COO-	+	H3O+
HNO2	+	CH3COOH		NO2-	+	CH3COOH2+

  

Teori tersebut bertentangan dengan yang dikemukakan Arrhenius, yakni bahwa jika ada senyawa yang bersifat asam  (menghasilkan ion H+) tidak memiliki hubungan dengan senyawa lain yang bersifat basa (menghasilkan OH-).

Sekarang dapat diungkapkan beberapa cara yang menunjukkan bahwa model asam-basa menurut Bronsted-Lowry lebih luas cakupannya dibandingkan model dari Arrhenius. Menurut model Bronsted-Lowry :

·                     Basa adalah spesi akseptor  proton, misalnya ion OH-.

·                     Asam dan basa dapat berupa ion atau molekul.

·                     Reaksi asam-basa tidak terbatas pada larutan air.

·                     Beberapa spesi dapat bereaksi sebagai asam atau basa tergantung pada pereaksi

Menurut Bronsted dan Lowry, asam adalah suatu zat yang dapat memberi proton (donor ion H⁺), sedangkan basa adalah suatu zat yang dapat menerima proton (akseptor ion H⁺). Berdasarkan definisi tersebut, dapat dikatakan bahwa jika terdapat zat yang bersifat asam, harus terdapat zat yang bersifat basa, demikian pula sebaliknya. Hal ini sesuai dengan “memberikan proton”, yang memiliki pengertian tidak mungkin terjadi peristiwa “memberikan proton” jika tidak ada zat lain yang akan “menerima proton” tersebut.

 Jadi teori asam basa ini menitik beratkan pada pemberi dan penerima proton atau ion hidrogen

Contoh
Teori asam basa Bronsted-Lowry pada pada rekasi tanpa pelarut air
HCl _(g)+ NH_3(g)-> NH4⁺+ Cl^-dari persamaan reaksi di atas HCl merupakan asam karenan ia mendonorkan protonnya kepada NH₃

Teori asam basa Bronsted-Lowry pada pada rekasi dengan pelarut air
HCl _(g) + H₂O_(aq)-> H₃O⁺_(aq)+ Cl^-_(aq)
HCl adalah bersifat asam karena jika dilarutkan dalam air menghasillkan ion hidrogen H⁺ atau H₃O⁺

Asam dan Basa Konjugasi

HCl _(g)+ NH_3(g)-> NH4⁺+ Cl^-

cara menentukan mana asam dan mana basa sebagai berikut:

dari persamaan reaksi di atas terlihat bahwa HCl berperan sebagai donor proton (ion Hidrogen) dan NH3 sebagai akseptor proton, jadi HCl merupakan spesi asam dan  NH₃ merupakan spesi basa. Lalu apa yang dimaksud dengan asam konjugasi dan basa konjugasi? Asam Konjugasi merupakan Asam yang terbentuk dari basa yang telah menerima proton dan Basa Konjugasi adalah basa yang terbentuk dari asam yang telah melepas proton.

Asam	Proton	+	BasaKonjugasi
HCl	H+	+	Cl-
NH3	H+	+	NH2-
H2O	H+	+	OH-

Basa	Proton	+	Asam Konjugasi
NH3	H+	+	NH4+
H2O	H+	+	H3O+
S2-	H+	+	HS-

contoh soal teori asam basa Bronsted -Lowry

A.           Teori Asam Basa Lewis

 Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis:

·         Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron.

·         Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

H⁺     +   OH^-   ------->                     H2O

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

HCl_(g) + NH_3(g)      -------->                     NH₄Cl_(s)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reakasi antara boron trifluorida BF₃ dan ion fluorida F^-.

BF₃ + F^-   à  BF₄^-

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.

1.      Bagaimana struktur ikatan HClO?

2.      Apa ide dari Sn 1?

Reaksi S_N1 adalah sebuah reaksi substitusi dalam kimia organik. S_N1 adalah singkatan dari substitusi nukleofili dan "1" memiliki arti bahwa tahap penetapan laju reaksi ini adalah reaksi molekul tunggal. Reaksi ini melibatkan sebuah zat antara karbokation dan umumnya terjadi pada reaksi alkil halida sekunder ataupun tersier, atau dalam keadaan asam yang kuat, alkohol sekunder dan tersier. Dengan alkil halida primer, reaksi alternatif S_N2 terjadi. Dalam kimia anorganik, S_N1 dirujuk sebagai mekanisme disosiatif.mekanisme reaksi ini pertama kali diajukan oleh Christopher Ingold, dkk. pada tahun 1940

MEKANISME REAKSI  

Reaksi S_N1 antara molekul A dan nukleofil B memiliki tiga tahapan:

1.     Pembentukan sebuah karbokation dari A dengan pemisahan gugus lepas dari karbon; tahap ini berjalan dengan lambat dan reversibel

2.     Serangan nukleofilik: B bereaksi dengan A. Jika nukleofil tersebut adalah molekul netral (contoh: pelarut), tahap ketiga diperlukan agar reaksi ini selesai. Jika pelarutnya adalah air, maka zat antaranya adalah ion oksonium.

3.     Deprotonasi: Penyingkiran proton pada nukleofil yang terprotonasi oleh ion ataupun molekul di sekitar.

Mekanisme reaksi S_N1 cenderung mendominasi ketika atom karbon pusat dikelilingi oleh gugus-gugus yang meruab karena gugus-gugus tersebut menyebabkan rintangan sterikuntuk terjadinya reaksi S_N2. Selain itu, substituen yang meruab pada karbon pusat juga meningkatkan laju pembentukan karbokation oleh karena terjadinya pelepasan terikan sterik yang terjadi. Karbokation yang terbentuk juga distabilkan oleh stabilisasi induktif dan hiperkonjugasi yang berasal dari gugus alkil yang melekat pada karbon. Postulat Hammond-Leffler mensugestikan bahwa hal ini juga akan meningkatkan laju pembentukan karbokation. Oleh karena itu, mekanisme reaksi S_N1 mendominasi pada reaksi di pusatalkil tersier dan juga terlihat pada reaksi di pusat alkil sekunder dengan keberadaan nukleofil lemah.

Ada analogi menarik perihal SN1, fenomenanya mirip-mirip dengan pasutri yang harus melabuhkan kapal ditengah lautan, lalu berjalan berlawanan dengan damai karena tidak adanya dukungan keadaan (cerai/pisah/terionisasi maksudnya). Disinilah terbuka peluang bagi “calon-calon” gugus datang yang ingin mengisi kekosongan. Alhasil, mudah bagi si calon untuk mengisi “kursi” yang ditinggalkan sang mantan

3.      Bagaimana reaksi Walden dan contoh reaksi walden?

Mekanisme reaksinya: (S_N²). Yang memperlihatkan stereokimianya.

Reaksi SN2 menyebabkan inversi stereo (inversi Walden)

Reaksi SN1 berlangsung dalam 2 tahap. Tahap pertama, gugus lepas akan lepas dan membentuk karbokation. Tahap ini akan diikuti reaksi yang sangat cepat dengan nukleofil. 

Dalam mekanisme SN2, nukleofil akan membentuk tahap transisi dengan molekul yang lepas saja yang terlekang. Kedua mekanisme ini berbeda pada hasil stereokimianya. Reaksi SN1 menghasilkan adisi non-stereospesifik dan tidak menghasilkan pusat chiral, melainkan dalam bentuk isomer geometri (cis/trans). Kebalikannya, inversi Warden-lah yang diamati pada mekanisme SN2.

Substitusi elektrofilik merupakan kebalikan dari substitusi nukleofilik di mana atom atau molekul yang melepas, atau elektrofilnya, mempunyai kerapatan elektron yang rendah sehingga bermuatan positif. Biasanya elektrofil ini adalah atom karbon dari gugus karbonil, karbokation atau sulfur atau kation nitronium. Reaksi ini berlangsung pada hidrokarbon aromatik saja, sehingga disebut substitusi aromatik elektrofilik. Serangan elektrofil akan menciptakan kompleks yang disebut sebagai σ-compleks, sebuah fase transisi di mana sistem aromatiknya hilang. Lalu, gugus lepas (biasanya proton), akan terpisah dan sifat kearomatikannya kembali. Alternatif lain untuk substitusi aromatik adalah substitusi alifatik elektrofilik. Substitusi ini mirip dengan substitusi aromatik elektrofilik dan juga mempunyai 2 tipe utama yaitu SE1 dan SE2.